PRÁCTICA DE LABORATORIO 3.

FUNDAMENTO TEÓRICO 

El objetivo de esta práctica es evaluar con exactitud el grado de acidez de un vinagre comercial.

Para ello debemos conocer que el vinagre es un líquido obtenido de la fermentación acética del vino, con una riqueza mínima de 50 gramos de ácido acético por litro. La acidez total se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contiene el vinagre, expresados en gramos de ácido acético por 100 ml de vinagre. Según la normativa española el vinagre comercial debe tener una concentración de ácido acético 0.8 M.  

Calcularemos la concentración en ácido acético de las distintas muestras de vinagre a partir de la reacción ácido-base: 

CH3 - COOH + NaOH  → CH3 - COONa + H2O

Al reaccionar un ácido débil con una base fuerte obtendremos únicamente moléculas de acetato sódico (sal básica).

CH₃ – COO^- + H₂O ↔ CH₃ – COOH + OH^-

En el punto de equivalencia la disolución será básica y para detectar el punto final de la valoración, elegiremos un indicador que cambie de color en un intervalo de pH alto (8-10). Utilizaremos una disolución de fenolftaleína al 5% de etanol.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Antes de comenzar con procedimiento  experimental debemos limpiar los materiales e instrumentos que necesitaremos a lo largo de la práctica para evitar impurezas y intentar obtener la máxima exactitud en nuestros cálculos.

En primer lugar, debemos preparar 1 L de NaOH de concentración 1 mol/L. Para ello debemos conocer la cantidad de masa de NaOH que se necesita. Aplicamos las fórmulas apropiadas:

c = n / V                          1 = n / 1                  n = 1
            
n = m / M                        1 = m / 40              m = 40g

Una vez que tenemos la masa necesaria de NaOH, añadimos agua hasta llegar a 1L.

En un erlenmeyer de 250 ml añadimos 10 ml de una muestra de vinagre pipetados con exactitud.

Se llena la bureta con la disolución de NaOH preparada anteriormente y se enrasa a cero.

A continuación, se agregan 4 gotas de indicador a la muestra de vinagre. 

Colocamos un papel blanco debajo para apreciar mejor el cambio de color y comenzamos a añadir poco a poco (prácticamente gota a gota) NaOH a la muestra de vinagre. Debemos de añadir NaOH hasta que se alcance un color rosa que persista, de este modo alcanzaremos el punto final de la valoración.

Realizamos este procedimiento 3 veces de forma que podamos obtener el valor medio de los mililitros de la disolución de NaOH utilizados con mayor exactitud.

ml  utilizados de la disolución de NaOH en la valoración 1	13,5 ml
ml  utilizados de la disolución de NaOH en la valoración 2	11,2 ml
ml  utilizados de la disolución de NaOH en la valoración 3	11 ml

13,5 + 11,2 + 11 = 35,7 ml
35,7/3 = 11,9 ml (valor medio)

CH3 - COOH + NaOH  → CH3 - COONa + H2O

     VCH3 - COOH = 10 mL                 CCH3 - COOH = ¿?

       VNaOH = 11.9 mL                       CNaOH = 1 mol / L

CCH3 - COOH  x  VCH3 - COOH  =  CNaOH  x  VNaOH

CCH3 - COOH  x  10 mL  = 1 mol /L  x  11.9 mL

   C CH3 COOH =  1.19  mol /L

Introducción al blog

Bienvenido al blog "Precipitados al vacío", creado por dos alumnas de segundo de bachillerato.

Una de las mayores inquietudes de los alumnos que cursamos la asignatura de química, es la realización de prácticas en el laboratorio, para poder analizar aquello que estudiamos en la teoría.

En este blog podrás encontrar diversas entradas con la información necesaria para realizar prácticas con un nivel medio de complejidad; así como profundizar en diferentes temas relacionados con la termodinámica, o ampliar conceptos mediante enlaces donde podréis encontrar una explicación más detallada.

Pinchando en nuestras fotografías irás directo a distintas páginas web vinculadas, en las que podrás obtener información a cerca de la tabla periódica, o bien comprobar la estequiometría de las reacciones químicas.

¡No dudes en participar en nuestra encuesta que encontrarás al final del blog!, necesitamos tu voto para conocer si la química ha influido en el desarrollo de la sociedad.

Un saludo.

Dos químicas precipitadas al vacío.

¿CONOCES LA TERMODINÁMICA?

La termodinámica es una ciencia que, mediante el estudio de la relación entre el calor y otros tipos de energía, describe las condiciones de equilibrio hacia las que evolucionan los sistemas, sin tener en cuenta el tiempo. Lo hace a partir de razonamientos deductivos y siguiendo un método experimental.

Una rama de esta ciencia es la termoquímica, que estudia los cambios de energía asociados a las reacciones químicas.

Para comprender estos cambios es necesario entender previamente una serie de conceptos como sistema, energía interna, entalpía y ecuación termoquímica.

• Un sistema es la porción del universo sometida al estudio. En el caso de las reaccione químicas, podría entenderse como el recipiente en el que se desarrolla la reacción justo con su contenido. Los sistemas pueden ser abiertos (si intercambian materia y energía con el entorno), cerrados (si solo intercambian energía con el entorno) o aislados (si no intercambian ni materia ni energía con el entorno).

• La energía interna es la suma de energías que poseen las partículas que contiene un sistema debido a la energía almacenada en los enlaces y la energía cinética de las moléculas y partículas. 

Si el sistema gana energía (absorbe calor), se trata de un proceso endotérmico.

Si el sistema pierde energía (desprende calor), se trata de un proceso exotérmico.

• La entalpía (H) es el calor absorbido o desprendido asociada a un proceso a presión constante. Sus unidades en el SI son os julios, pero también puede aparecer en J/mol o KJ/mol si se trata de la entalpía molar. 

• Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones en las que se incluyen los reactivos, los productos y la energía absorbida o desprendida en el proceso, además del estado de agregación de los reactivos y productos.

Se dice que un sistema está en equilibrio cuando sus propiedades pueden describirse empleando los principios de la termodinámica.

Para poder realizar las prácticas necesitamos conocer el primer principio de la termodinámica (además de este, existe el segundo y tercer principio).

El primer principio o principio de la conservación de la energía establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará.

Esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. 

Por lo tanto, los cambios de energía se manifiestan en: calor absorbido o desprendio, o trabajo realizado por o sobre el sistema.

El calor se absorbe o se desprende como una variación de la temperatura del sistema.

Se puede calcular como:

• Q = nC(T2 - T1) → Si los datos están referidos a moles.

• Q = mC(T2 - T1) →Si los datos están referidos a masa.

Donde Q es el calor (J), C la capacidad calorífica (Calº/cg)(KJ/kmol), T1 la temperatura inicial(K), T2 la temperatura final (K), n el número de moles (mol), y m la masa (Kg).

Por otro lado, cuando el sistema contiene gases que se expanden o se comprimen, hay que tener en cuenta si el trabajo lo realiza el sistema (expansión), ya que pierde energía, por lo que el trabajo es negativo; o si el trabajo se realiza sobre el sistema (comprensión), ya que gana energía y por lo tanto el trabajo es positivo.

La variación de energía interna de un sistema queda recogida en la siguiente fórmula:

∆U = Q + W

Para un gas se cumple PV = nRT y que T=cte:

∆U = ∆H - RT∆n

Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema.

Para calcular la variación de entalpía que nos piden en las prácticas hay que saber que la variación de entalpía molar estándar de una reacción (∆Hºm) es la variación de entalpía molar de dicha reacción a una temperatura de 298 K y una presión de 1 bar. Además, las variaciones de entalpías molares de formación estándar de los elementos son nulas. (Ejemplo: ∆Hºf (o2)=0)

Se puede calcular aplicando la siguiente fórmula:

∆Hºm = ∑ʋi ∆Hºf (productos) - ∑ʋi ∆Hºf (reactivos)

PRÁCTICA DE LABORATORIO 1

Medida de la variación de la entalpía de la disolución de NaOH en agua.

El objetivo de esta práctica es estudiar el cálculo de la variación de la entalpía del proceso NaOH(s) --> NaOH(ac)

Antes de comenzar con procedimiento  experimental debemos limpiar los materiales e instrumentos que necesitaremos a lo largo de la práctica para evitar impurezas y intentar obtener la máxima exactitud en nuestros cálculos.

Una vez que tenemos limpios nuestros instrumentos de trabajo, pesamos un vaso de precipitado, y posteriormente lo llenamos con 200 mL de agua. Mediante una resta del peso del vaso lleno de agua y el vaso sin llenar, obtendremos el peso del agua.

Instrumento de medida	Peso
Vaso de precipitado	95.59 g
Vaso de precipitado con agua	293.13 g
Peso 200 ml de agua	197.54 g

A continuación, debemos medir la temperatura del agua con la ayuda de un termómetro. Una vez que la temperatura se ha estabilizado, calculamos que es de 17ºC. 

Debemos tener cuidado, ya que la temperatura obtenida se encuentra medida en grados centígrados, mientras que la temperatura que necesitamos para realizar el cálculo de la variación de la entalpía debe ser en grados kelvin.

17ºC + 273 = 290K

En segundo lugar, debemos añadir al vaso de precipitado 0.1 mol de NaOH.  Para ello, calculamos la cantidad de masa de NaOH que debemos incorporar, utilizando la fórmula:

n = m/M

M = 23+16+1 = 40                                   0.1 = m /40

m =40 x 0.1 = 4 gramos de NaOH

Debemos ser precisos a la hora de añadir NaOH, pues el cálculo de la entalpía puede ser impreciso si no añadimos las cantidades necesarias de cada componente.

Una vez que hemos añadido 4 gramos de NaOH, agitamos con una varilla hasta obtener una disolución homogénea.

Cuando la disolución sea homogénea, introduciremos de nuevo el termómetro en el vaso de precipitado para calcular la temperatura más alta obtenida. Una vez más la medida de la temperatura obtenida es de 21ºC,  por lo que debemos calcular la temperatura en grados kelvin.

21ºC +273= 294K

Procederemos a calcular la concentración obtenida, ya que será un dato necesario en la siguiente práctica.  Para ello, aplicamos la fórmula:

 c = n / V

n= 0.1 moles

V= 200 mL = 0.2 L                                    c = 0.1 /0.2

c= 0.5 mol / L

Por último, una vez que poseemos todos los datos necesarios debemos calcular el calor desprendido en el proceso, o lo que es lo mismo la variación de la entalpía de la disolución.

Para ello debemos aplicar las siguientes fórmulas:

Q _{absorbido por el agua} = Cp × m _agua (T₂ – T₁)

Q _{absorbido por el vaso} = Cp × m _vaso (T₂ – T₁)

Q _{total desprendido}  = Q _{absorbido por el vaso} + Q _{absorbido por el agua}

Primero calculamos el calor absorbido por el agua, sabiendo que (Cp agua = 1 cal / gK  ; lo cual equivale a 4.18 J /gK)

Q _{absorbido por el agua} = Cp × m _agua (T₂ – T₁)

Q _{absorbido por el agua} = 4.18 × 197.54 (294 – 290)

Q _{absorbido por el agua} = 3302.8688 J

A continuación, calculamos el calor absorbido por el vaso, sabiendo que:                           

(Cp vaso = 0.84 J /gK)

Q _{absorbido por el vaso} = Cp × m _vaso (T₂ – T₁)

Q _{absorbido por el vaso} =0.84 ×95.59 (294 – 290)

Q _{absorbido por el vaso} = 321.1824 J

Una vez que tenemos el calor absorbido por el vaso y por el agua, podremos hallar el calor desprendido en la disolución; pues este será la suma del calor absorbido por el vaso más el absorbido por el agua.

Q _{total desprendido}  = Q _{absorbido por el vaso} + Q _{absorbido por el agua}

Q _{total desprendido}  = 321.1824 + 3302.8688

Q _{total desprendido}  = 3624.0512 J

*** La experiencia no es del todo exacta puesto que el vaso puede tener pérdidas ya que el sistema no es aislado.

PRÁCTICA DE LABORATORIO 2

Medida de la variación de entalpía de la reacción de neutralización del NaOH y el HCl

El proceso que estudiaremos será: NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl + H2O

En primer lugar, debemos de lavar los utensilios que vallamos a utilizar durante la práctica para intentar evitar alteraciones en los resultados que buscamos causadas por impurezas.

A continuación, preparamos 100 mL de una disolución de HCl en agua de concentración 0,5 mol/L. Para ello utilizamos un ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/mL y 37% de riqueza en peso.

Antes de nada es necesario calcular la cantidad de HCl comercial necesaria.

Necesitamos calcular los moles de HCl a partir de los datos que tenemos:

c = 0,5 mol/L                                                  c = n / v

v = 100 mL = 0,1 L                                        0,5 = n / 0,1

n = ?                                                     n = 0,5·0,1 = 0,05 mol

Es preciso calcular la masa de 0,05 mol de HCl y para ello empleamos la siguiente fórmula:

n = 0,05                                                           n = m / M

Ar (H) =1 u                                          M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5

Ar (Cl) =35,5 u                                            0,05 = m / 36,5

m = ?                                                    m = 0,05·36,5 = 1,825 g

Sabemos que por cada 100 g de disolución de HCl hay 37 g de HCl puro debido a la concentración, por lo que necesitamos calcular la masa de la disolución donde hay 1,825 g de HCl puro:

                         

                 100 g de disolución de HCl   =      37 g de HCl puro                            

                                       x                           1,825 g de HCl puro

                                               x = 4,93 g de disolución de HCl

Debido a que nuestra disolución está en estado acuoso, calculamos el volumen de disolución que necesitamos:

d = 1,18 g/mL                                            d = m / v

m = 4,93 g                                             1,18 = 4,93 / v

v = ?                                                v = 4,93 / 1,18 = 4,18 ml

Una vez que tenemos la cantidad de HCl comercial que necesitamos, comenzamos a preparar la disolución.

En primer lugar pesamos la probeta que vamos a utilizar: masa de la probeta = 95,45 g

y después  añadimos cierta cantidad de agua, inferior a los 100 mL.

Con una pipeta, tomamos la cantidad de ácido clorhídrico (HCl) necesaria y la echamos en la probeta añadiendo el ácido sobre el agua (no se puede hacer al contrario). Finalmente, añadimos agua de nuevo hasta llegar a los 100 mL, obteniendo así la disolución deseada. 

Para poder calcular la masa de la disolución, tenemos que pesar de nuevo la probeta pero esta vez con el ácido. Debido al calibrado de la báscula, no podemos pesar todo el ácido, por lo que pesamos la probeta con 50 mL de disolución.

masa de 50 mL de disolución= masa de la probeta con 50 mL de ácido - masa de la probeta

Instrumento de medida	Peso
Masa de la probeta con 50 mL de ácido	145.77 g
Masa de la probeta	95.45 g
Masa de 50 Ml de disolución	50.32 g

Como hemos calculado la mitad de la disolución que tenemos, la multiplicamos por 2:

masa de la disolución = 50,32 x 2 = 100,64 g 

El siguiente paso de nuestra práctica es medir la temperatura de la disolución de HCl y esperar a que sea la misma que la de la disolución de NaOH preparada en la práctica anterior.

La temperatura de la disolución de NaOH y de la de HCl son 19ºC, es decir, 292 K. 

Echamos 100 mL de la disolución de NaOH (preparada en la práctica anterior) en otro vaso de precipitado, y hallamos la masa de la disolución:

(1)masa del vaso de precipitado = 95,59 g

(2)masa del vaso de precipitado con 100 mL de NaOH = 195,56 g

masa de la disolución = masa (2) - masa (1) = 195,56 - 95,59 = 99,97 g

A continuación, vertemos los 100 mL de HCl sobre los 100 mL separados de NaOH. Este paso se debe realizar con el vaso sobre una mesa, sujetándolo y agitándolo lentamente. Mediremos la temperatura alcanzada más alta, que es 22ºC, es decir, 295 K.

Calculamos el calor desprendido de la disolución de HCl aplicando la fórmula: 

Q_{absorbido por el vaso} = Cp _Vaso · m _vaso (T2 - T1 )

Sabemos que Cp _vaso = 0,84 J/gK y Cp _agua = 4,18 J/gK

Q_{absorbido por el vaso} = 0,84·95,45(295-292) = 240,534 J

Q _{absorbido por el agua} = Cp _agua · m _agua (T2 - T1 )

Q _{absorbido por el agua} = 4,18·100,64(295 - 292) = 1262,025 J

Q _{total desprendido} = Q _{absorbido por el vaso} + Q _{absorbido por el agua}

Q _{total desprendido} (HCl) = 240,534 + 1262,025 = 1502,5596 J

Siguiendo el mismo proceso, calculamos el calor desprendido de la disolución de NaOH:

Qabsorbido por el vaso = Cp vaso · m vaso (T2 - T1 )

Qabsorbido por el vaso = 0,84·95,59 (295-292) = 240,88 J

Qabsorbido por el agua = Cp agua · m agua (T2 - T1 )

Qabsorbido por el agua = 4,18·99,97(295 - 292) = 1253,62 J

Qtotal desprendido = Qabsorbido por el vaso + Qabsorbido por el agua

Qtotal desprendido (NaOH) = 240,88 + 1253,62 = 1494,5 J